Структура периодической системы

Структура периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева

Элементы в периодической системе располагаются в последовательности возрастания порядковых номеров Z от 1 до 110. Порядковый номер элемента Z соответствует заряду ядра его атома, а также числу движущихся в поле ядра электронов.

Химические элементы по структуре невозбужденных атомов подразделяются на естественные совокупности, что отражено в периодической системе в виде горизонтальных и вертикальных рядов – периодов и групп.

Период представляет собой последовательный ряд элементов, в атомах которых происходит заполнение одинакового числа энергетических уровней (электронных слоев). Номер периода указывает на число электронных слоев в атомах элементов. Периоды начинаются элементами, в атомах которых на новом уровне появляется первый s – электрон с новым значением главного квантового числа n (водород и щелочные металлы), а заканчиваются р – элементами, атомами благородных газов, имеющих устойчивую электронную структуру внешнего уровня ns 2 np 6 (у первого периода – s – элементом 2 He).

Различие в последовательности заполнения электронных слоев (внешних и более близких к ядру) объясняет причину различной длины периодов. 1,2,3 периоды – малые, 4,5,6,7 – большие периоды. Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды – 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным, хотя конструктивно он построен аналогично шестому периоду.

В соответствии с максимальным числом электронов на внешнем уровне невозбужденных атомов элементы периодической системы подразделяются на восемь групп. Группы элементов – это совокупность элементов с одинаковым количеством валентных электронов в атоме. Номер группы равен числу валентных электронов.

Положение в группах s- и p- элементов определяется общим числом электронов внешнего слоя. Например, фосфор ( ), имеющий на внешнем слое пять электронов, относится к V группе, аргон ( ) – к VIII, кальций ( ) – ко II группе и т. д.

Положение в группах d – элементов обусловливается общим числом s – электронов внешнего и d – электронов предвнешнего уровня. По этому признаку первые шесть элементов каждого семейства d – элементов располагаются в одной из соответствующих групп: скандий в III, марганец в VII, железо в VIII и т. д. Цинк , у которого предвнешний слой завершен и внешними являются — электроны, относится ко II группе. В атомах d – элементов, как правило, на внешнем уровне содержится по два электрона, за исключением Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Ag, Pt, Au. У последних наблюдается энергетически выгодный «провал» одного электрона с внешнего уровня на d – подуровень предвнешнего уровня, что происходит при достройке этого подуровня до пяти (половинная емкость) или десяти электронов (максимальная емкость), т. е. до состояния, когда все орбитали заняты каждая одним электроном или когда они заняты каждая парой электронов. В атоме палладия (Pd) происходит «двойной провал» электронов.

По наличию на внешнем слое лишь одного электрона (за счет «провала» одного из 4s – электронов в 3d – подслой) медь ( ), а также серебро и золото относят к I группе. Кобальт и никель , родий и палладий , иридий и платину вместе с Fe, Ru, и Os обычно помещают в VIII группу.

В соответствии с особенностями электронных структур семейства 4f – (лантаноиды) и 5f – (актиноиды) элементов помещают в III группу.

Группы делятся на подгруппы: главные (подгруппы А) и побочные (подгруппы В). Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы — аналоги). s- и р – элементы составляют так называемую главную подгруппу, или подгруппу А, d – элементы – побочную, или подгруппу В. Например, IV группа периодической системы состоит из следующих подгрупп:

f – элементы (4f – лантаноиды и 5f – актиноиды) вынесены вниз таблицы, в отдельные строки, в соответствии с особенностями их конфигурации. Лантаноиды и актиноиды иногда объединяют во вторые побочные подгруппы. В каждой из них по два элемента – один лантаноид и один актиноид.

188.123.231.15 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам.

Структура периодической системы элементов.

Графические изображения периодического закона является таблица периодической системы элементов. Формы такого изображения различны. Их известно более 500, но наиболее широко используются три: 1) короткая, 8-клеточная; 2) полудлинная, 18-клеточная; 3) длиннопериодная, 32-клеточная. (см. приложения 1, 2.)

Принципиальный подход к построению таблиц единый – элементы располагаются в порядке возрастания заряда ядер их атомов.

В вертикальных колонках, которые называются группами . объединены элементы, имеющие сходное электронное строение. В короткопериодном варианте таблицы всего 8 групп. Каждая группа состоит из главной и побочной группы. У элементов главных подгрупп заполняются s- и p-подуровни внешних энергетических уровней, электронные конфигурации которых являются основным фактором, определяющим химические свойства элементов. У элементов побочных подгрупп происходит заполнение внутренних (п-1)d- и (п-2)f-подуровней, а на внешнем энергетическом уровне (ns-подуровень) уже имеется один-два электрона. В короткопериодном варианте периодической системы элементы главных и побочных подгрупп располагаются в разных рядах. В полудлинном варианте отсутствуют побочные подгруппы, т.к. d- элементы занимают клетки между s- и p- элементами (см. приложение). Родство элементов, находящихся в разных подгруппах одной группы в полудлинном варианте, отражается в том, что соответствующим подгруппам даются одинаковые номера, но с разными буквами: главным – А, побочным – В. Таким образом, таблица этой формы содержит 16 групп. А и В — группы объединяют элементы в семейства электронных аналогов, имеющих сходство и электронной структуры, и химических свойств.

Такое же количество групп и в 32 – клеточном варианте, но, в отличие от двух предыдущих, f- элементы внесены в таблицу под общим названием «семейства».

Периодом в периодической системе называется последовательный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядер их атомов, электронная конфигурация внешнего энергетического уровня которых изменяется от ns 1 до ns 2 np 6 (для первого периода ns 1 и ns 2 ).

При этом номер периода совпадает со значением главного квантового числа n внешнего энергетического уровня.

Каждый из периодов, исключая первый, начинается типичным металлом (щелочным металлом) и заканчивается благородным (инертным) газом, которому предшествует неметалл. В периоде с увеличением заряда ядра атомов наблюдается постепенное изменение свойств от металлических к типично неметаллическим, что можно объяснить увеличением числа электронов на внешнем энергетическом уровне.

Первые три периода содержат только s- и p- элементы. Четвёртый и последующие периоды включают в свой состав также элементы, у которых происходит заполнение d и f- подуровней соответствующих внутренних энергетических уровней. f- элементы объединяются в семейства, которые называются лантаноидами (4f- элементы) и актиноидами (5f- элементы).

В длиннопериодном варианте периодической системы отражается вся последовательность элементов в каждом периоде, в коротком и полудлинном вариантах лантаноиды и актиноиды вынесены за пределы таблицы (см. приложение 1 и 2).

Электронная теория строения атома объяснила структуру периодической системы элементов: число групп, подгрупп, периодов, число элементов в группах и периодах. Всё это доказывает, что периодическая система элементов Д. И. Менделеева отражает объективные связи, существующие в природе.

Структура периодической системы

Структура периодической системы

Периодическая система химических элементов — это классификация химических элементов, основанная на определенных особенностях строения атомов химических элементов. Она была составлена на основе Периодического закона, открытого в 1869 году Д. И. Менделеевым. В то время Периодическая система включала 63 химических элементов и по виду отличалась от современной. Сейчас в Периодической системы входят около ста двадцати химических элементов.

Периодическую систему составлен в виде таблицы, в которой химические элементы расположены в определенном порядке: по мере роста их атомных масс. Сейчас существует много видов изображения Периодической системы. Наиболее распространенным является изображение в виде таблицы с расположением элементов слева направо. Все химические элементы в Периодической системе объединены в периоды и группы. Периодическая система включает семь периодов и восемь групп. Периодами называют горизонтальные ряды химических элементов, в которых свойства элементов изменяются от типичных металлических к неметаллическим. Вертикальные колонки химических элементов, которые содержат элементы, схожие по химическим свойствам, образуют группы химических элементов.

Первый, второй и третий периоды называют малыми, поскольку они содержат небольшое количество элементов (первый — два элемента, второй и третий — по восемь элементов). Элементы второго и третьего периодов называют типовыми, их свойства закономерно изменяются от типичного металла до инертного газа. Все остальные периоды называют большими (четвертый и пятый содержат по 18 элементов, шестой — 32 и седьмой — 24 элемента). Особое сходство свойств проявляют элементы, находящиеся внутри больших периодов, в конце каждого четного ряда. Это так называемые триады: Ферум — Кобальт — Никол, образующих семью железа, и две другие: Рутений — Родий — Палладий и Осмий — Иридий — Платина, которые образуют семью платиновых металлов (платиноидов).

В нижней части таблицы Д. И. Менделеева расположены химические элементы, образующие семью лантаноидов и семью актиноидов. Все эти элементы формально входят в состав третьей группы и идут после химических элементов лантана (номер 57) и актиния (номер 89). Периодическая система элементов содержит десять рядов. Малые периоды (первый, второй и третий) состоят из одного ряда, большие периоды (четвертый, пятый и шестой) содержат по два ряда каждый. В седьмом периоде находится один ряд.

Каждый большой период состоит из четного и нечетного рядов. В парных рядах содержатся элементы металлы, в нечетных рядах свойства элементов изменяются так, как в типовых элементов, т.е. от металлических до выраженных неметаллических. Каждая группа таблицы Д. И. Менделеева состоит из двух подгрупп: главной и побочной. В состав главных подгрупп входят элементы как малых, так и больших периодов, то есть главные подгруппы начинаются либо с первого, или второго периода. В состав побочных подгрупп входят элементы только больших периодов, т.е. побочные подгруппы начинаются лишь с четвертого периода.

Структура периодической системы

Со структурой периодической системы в общих чертах знакомы многие. Все химические элементы в ней располагаются в порядке возрастания атомного номера. который поэтому имеет еще одно название — порядковый номер. Численная величина атомного номера равна положительному заряду ядра атомов соответствующего элемента.

В таблице семь горизонтальных рядов элементов, которые называются периодами. а также восемнадцать вертикальных столбцов — групп. Таким образом, каждый химический элемент имеет свой атомный (порядковый) номер, находится в определенном периоде и определенной группе .

Известно около 700 форм графического изображения периодической системы. Но принципиальный подход к построению таблиц единый — элементы располагаются в порядке возрастания зарядов их атомных ядер. По мере увеличения атомного номера происходит постепенная застройка электронной структуры атомов элементов в соответствии с принципами заполнения. Таким образом, структура периодической системы связана с электронной структурой атомов элементов.

В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, различают четыре типа (семейства) элементов:

1. s -элементы – последним заполняется s -подуровень внешнего энергетического уровня;

2.p -элементы – p -подуровень внешнего энергетического уровня;

3. d -элементы – d -подуровень предпоследнего энергетического уровня;

4. f -элементы – f -подуровень третьего снаружи уровня.

Структура периодической системы.

Существует несколько вариантов периодической системы. Наиболее распространены длиинопериодный и короткопериодный варианты. В нашей стране чаще всего встречается котороткопериодный вариант. Согласно этому варианту периодическая система включает в себя семь периодов и восемь групп.

Период — горизонтальный ряд элементов расположенных в порядке возрастания заряда ядра. Или – ряд элементов с одинаковым значением главного квантового числа, т. е. атомы элементов находящихся в одном периоде имеют одинаковое число энергетических уровней. Всего периодов 7. Различают большие и малые периоды. Малые периоды состоят только из одного ряда элементов. Их три: 1,2, и 3 периоды. В первом – 2 элемента, во втором и третьем по 8 элементов. Большие периоды (4, 5, 6) включают в себя два ряда. 4 и 5 период содержат по 18 элементов, 6-ой содержит 32 элемента. Любой период начинается щелочным металлом и заканчивается инертным газом. Изменение свойств элементов в пределах периода называется горизонтальной периодичностью.

Группа — вертикальный ряд элементов, имеющих одинаковое число электронов на внешнем энергетическом уровне. Каждая группа включает в себя две подгруппы: главную и побочную. Нахождение в главной и побочной подгруппе определяется сходством электронной конфигурации внешнего энергетического уровня. В зависимости от порядка заполнения электронами внешнего энергетического уровня все элементы делятся на семейства:s,p,d,f. Отнесение элемента к тому или другому семейству определяется тем, кокой подуровень заполняется последним. Еслиs, тоs-семейству, еслиd, то кd–семейству и т.д. Главные подгруппы всегда содержат элементы толькоs- иp- семейств, побочные –d–семейства. Элементыf-семейства (лантаноиды и актиноиды) находятся в побочной подгруппеIII-ей группы. Номер подгруппы определяется суммойsи р –электронов внешнего уровня элементов главных подгрупп и суммойs– электронов внешнего иd-электронов предвнешнего уровня для побочных подгрупп.

Изменение свойств элементов в пределах системы носит периодический характер. Если рассматривается изменение свойств элементов в пределах периода – горизонтальная периодичность, если в переделах группы – вертикальная. Существуют еще более сложные виды периодичности: внутренняя и вторичная.

Внутренняя и вторичная периодичность

Не монотонность изменения свойств элементов в пределах периода называется внутренней периодичностью или внутрипериодной периодичностью. Это в первую очередь связано с эффектом экранирования ядра электронами предвнешнего энергетического уровня. Эффект экранирования обусловлен электронами внутренних слоев, которые заслоняя ядро, уменьшают притяжение к нему электронов внешнего энергетического уровня. Так например при переходе от бериллия Ве5 к бору В6 несмотря на увеличение заряда ядра, энергия ионизации атомов уменьшается.

Структура периодической системы

Это объясняется тем, что притяжение к ядру 2р электрона у бора ослаблено за счет экранирования ядра предвнешними 2sэлектронами.

Понятно, что экранирование ядра возрастает с увеличением числа внутренних электронных слоев. Поэтому в подгруппах s-иp– элементов наблюдается тенденция к уменьшению энергии ионизации.

Уменьшение энергии ионизации у азота N7 к кислороду О8 обусловлено взаимным отталкиванием электронов одной и той же атомной орбитали кислорода

Структура периодической системы

В характере изменения свойств s– и р – элементов в подгруппах наблюдаетсявторичная периодичность. Она обусловлена эффектом проникновения электронов к ядру. Согласно принципу Гейзенберга любой электрон любой орбитали некоторое время находится в области, близкой к ядру. Иными словами внешние электроны проникают к ядру сквозь слои внутренних электронов. Степень проникновения для электронов с одинаковым значением главного квантового числа различна. В большей мере она проявляется уs-электронов, в меньшей и р- иd- электронов. Понятно, что эффект проникновения увеличивает прочность связи электронов с ядром. Этим, в частности, и объясняется порядок заполнения атомных орбиталей в многоэлектронных атомах. Например в рядуCSiGeSnPb(IV-А подгруппа ) наблюдается общая тенденция увеличения атомного радиуса, однако эта закономерность не носит монотонный характер. При переходе отSi кGe внешние р-электроны проникают через экран из 3dэлектронов и тем самым упрочняют связь с ядром и сжимают электронную оболочку атома. Уменьшение размера 6р орбитали уPb по сравнению с 5р орбитальюSn обусловлено проникновением 6р орбиталей через двойной слой 5dи 4fэлектронов.

Среди важнейших периодических свойств атома выделяют следующие:

Атомные и ионные радиусы. определяемые как средине радиусы атома и иона, находимые из экспериментальных данных по межатомным расстояниям в различных соединениях. По периоду атомный радиус, в общем уменьшается. Так как увеличивающийся по периоду заряд ядра притягивает электроны с большей силой, что и уменьшает радиус. Уменьшение радиуса проявляется сильнее всего тогда, когда на валентную оболочку добавляется второйs- электрон (и увеличивается заряд ядра на единицу).

Меньше снижается радиус с добавление p-,d-,f- электронов. Дляd- иf- электронов вдоль периода радиусы изменяются незначительно, так как происходит заполнение глубинных подоболочек. Такое закономерное, хотя и малое, уменьшение радиусов в ряду лантаноидов получило названиелантаноидного сжатия.

В главных и третьей побочных подгруппах сверху вниз растет число электронных оболочек, поэтому радиус увеличивается. В остальных побочных подгруппах стоящих за лантаноидами увеличение атомного радиуса за счет увеличения числа электронных оболочек компенсируется уменьшением радиуса за счет лантаноидного сжатия. В результате этого радиусы остаются практически постоянными.

2. Энергия ионизации, определяемая количеством энергии, необходимой для отрыва электрона от атома. Зависит от радиуса атома, поэтому характер их изменения по периодам и подгруппам Периодической системы близок к характеру изменения радиуса. (в периодах слева направо увеличивается, в группах сверху вниз уменьшается)

3. Сродство к электрону, определяется количеством энергии, выделяющейся при присоединении дополнительного электрона к атому. Зависит от радиуса атома, поэтому характер их изменения по периодам и подгруппам Периодической системы близок к характеру изменения радиуса. (в периодах слева направо увеличивается, в группах сверху вниз уменьшается для водорода – 0,75 электроновольт, для фтора 3,52 электроновольт).

4. Восстановительная активность, определяется способностью атома отдавать электрон другому атому. Количественной мерой восстановительной активности является энергия ионизации. Если энергия ионизации увеличивается, то восстановительная активность уменьшается.

5. Окислительная активность, определяется способностью атома присоединять электрон от другого атома. Количественной мерой окислительной активности является сродство к электрону. Если значение энергии сродства к электрону увеличивается, то окислительная активность также увеличивается.

6. Степень окисления, электроотрицательность, составы высших водородных соединений и т.д (ознакомимся позднее)

IV.Химическая связь – результат различного вида взаимодействий, обуславливающий устойчивое состояние двух и многоатомных молекул.

По современным представлениям химическая связь имеет электростатическое происхождение. В ее образовании участвуют преимущественно электроны внешнего энергетического уровня. Между электронами и ядрами атомов возникают силы электростатического притяжения, которые в свою очередь и удерживают атомы в виде устойчивого комплекса – молекулы.

Причина образования химической связи – стремление атомов приобрести устойчивую электронную конфигурацию. Известно, что наибольшей устойчивостью обладают внешние оболочки из двух (Не) или восьми электронов (электронная конфигурация благородных газов). Согласно теории химической связи, это может осуществляться за счет:

1) потери или приобретения электрона

В зависимости от способа образования устойчивой электронной конфигурации различают несколько типов химической связи:

1) внутримолекулярны (ковалентная, ионная, металлическая)

2) межмолекулярные (водородная и Ван-дер-ваальсовое взаимодействие)

Ковалентная связь по своей природе представляет собой универсальный тип химической связи. Ионную же связь можно рассматривать как придельный случай ковалентной полярной связи. Металлическая связь, характерная только для металлов и их сплавов, имеет туже природу, но отличается от ковалентной рядом особенностей.

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *